usberco - quimica volume unico - joao usberco e edgard … · 2017. 2. 27. · reutilizar...

João UsbercoLicenciado em Ciências Farmacêuticas pela USP

Professor de Química do Anglo Vestibulares (São Paulo, SP)

Edgard SalvadorLicenciado em Química pela USP

Professor de Química do Anglo Vestibulares (São Paulo, SP)

5ª edição reformulada — 2002

1ª tiragem — 2002

QUÍMICAA produção de diversos materiais que utilizamos em nosso dia-a-dia, como, por

exemplo, a borracha, o náilon e o metal, é resultado de conhecimentos de Química e de

sua aplicação industrial. Observe o exemplo a seguir:

Tênis: composto de bor-

racha, náilon e metal.

natural

Borracha

Bill

y H

usta

ge /

To

ny S

tone

Keyd

isc

Kin

ofo

toarq

uiv

o

Tony S

tone

sintética

natural

Tecido

natural

Metal

Maurício

Sim

onett

i/P

uls

ar

sintético

O tênis é um bom exemplo de produto final formado por um conjunto de materiais encontra-dos na natureza ou sintetizados pelo ser humano.

Seringueira. Algodoeiro.

Torre de petróleo. Náilon. Extração de minério de ferro.

Christo

f G

unkel

Assim, podemos perceber que a Química estuda a matéria, as substâncias que a

constituem e as suas transformações.

Hoje, seria impossível viver sem os conhecimentos e a aplicação da Química.

Se, de um lado, a aplicação de produtos químicos propiciou o aumento na produção

de alimentos, por outro lado, o uso indevido de tais produtos tem causado alterações tão

perigosas no meio ambiente a ponto de colocar em risco a manutenção da vida na Terra.

Por isso, é importante conhecermos a Química para podermos utilizar os avanços

tecnológicos de uma maneira racional, definir critérios para o aproveitamento dos recur-

sos naturais e estudar formas de reaproveitar e diminuir a quantidade dos dejetos pro-

duzidos pela nossa sociedade.

Atualmente, cada brasileiro produz em média 0,6 kg diários de lixo. No total, o lixo do-

miciliar chega a 96 mil toneladas/dia.

13Unidade 1 — Introdução ao estudo da Química

Tecnologia

O desenvolvimento da tecnolo-gia é responsável pela mudançade muitos hábitos, e, geralmente,proporciona melhoria da qualidadede vida. O conhecimento científiconormalmente precede seu uso, ouseja, existe sempre um intervalode tempo entre a descoberta cien-tífica e sua aplicação. Na tabela aolado, podemos ver alguns exem-plos:

O mesmo acontece com as descobertas no campo da Química: muitas vezes seu aproveita-mento prático não é imediato, ou seja, é necessário o uso e o desenvolvimento de tecnologiapara que determinada descoberta gere benefícios para a sociedade.

Fotografia 1782

Descoberta Aplicação

1838

1873 1939

1895 (dezembro) 1896 (janeiro)

1910 1940

1927 1939

1935 1950

1950 1956

DDT

Raios X (em Medicina)

Antibióticos

Náilon

Fotocópia

Videocassete

Embora, no Brasil, em muitos municípios a composição do lixo apresente características bemdiferentes, sua composição média pode ser representada pelo esquema a seguir, em porcentagemde massa:

borracha 0,4

madeira, couro, louça

0,9

trapos 1,5

vidro 2,2

orgânicos* 69,8

papel, papelão 13,6

plásticos 6,5

outros 2,4

metais 2,7

* Restos de alimentos, folhas e talos de hortaliças e árvores, cascas de frutas, legumes, ovos, papel higiêni-co e guardanapos usados.

Fonte: CEMPRE — Compromisso empresarial para a reciclagem.

Para diminuir a quantidade do lixo produzido e incentivar sua coleta seletiva, insti-

tuiu-se um conjunto de procedimentos conhecido por “política dos 3 erres”:

Redução do lixo produzido

Para isso, recomenda-se a escolha de embalagens que produzam a menor quanti-

dade possível de lixo.

Reutilização de tudo o que for possível

Reutilizar embalagens plásticas e de vidro, evitando o seu descarte e a compra de

recipientes específicos, que também acabarão por virar lixo.

Reciclagem

A reciclagem permite a transformação de materiais como papel, vidro, latas, plásti-

cos e embalagens diversas em novos objetos. Esse procedimento, além de diminuir o

acúmulo de lixo e ajudar na preservação das fontes naturais, é extremamente vantajoso

em termos econômicos, já que em vários casos é mais barato reciclar do que produzir

utilizando matérias-primas novas.

Alguns símbolos universais relacionados à reciclagem, utilizados em diversas embalagens. Para indicar dife-

rentes tipos de plásticos, usam-se números que variam de 1 a 7.

PARTE 1 — QUÍMICA GERAL14

Os sacos plásticos usadosnos supermercados para acon-dicionar as compras podem serempregados para descarte dolixo doméstico.

Foto

s:

Christo

f G

unkel

As embalagens vazias de produtos como margarina,palmito ou azeitonas servem para acondicionar alimentose guardá-los na geladeira. Garrafas vazias de refrigerantespodem ser usadas para acondicionar água ou sucos.Nesses casos as embalagens reutilizadas devem ter seuconteúdo indicado por etiquetas.

al

alumínio reciclável

papel reciclável

papel reciclado

o vidro é reciclável

o plástico é reciclável

aço

Esse processo é limitado

por dois fatores: a separação

dos materiais e a forma de

coleta.

A reciclagem deve ser

facilitada pelo uso de latas de

lixo diferentes para dife-

rentes materiais recicláveis,

evitando-se que eles fiquem

sujos ou contaminados.

QUÍMICA: UMA CIÊNCIA EXPERIMENTAL

O PROCESSO DE DESCOBERTAA maioria das culturas antigas se preocupou

em entender a relação existente entre o ser humano

e o mundo da natureza e seus fenômenos. Para isso,

esses povos criaram mitos e lendas em que atuavam

deuses e outras figuras dotadas de poderes sobre-

naturais. Através dessas narrativas, explicavam a

criação do mundo, a origem do fogo, a descoberta

de ferramentas, o cultivo de alimentos etc.

As primeiras tentativas de entender os fenômenos naturais, desvinculadas da religião

ou de forças sobrenaturais, surgiram no século V a.C., na Grécia.

Foi Empédocles, um filósofo grego, quem lançou a idéia para explicar a constituição da

matéria. Para ele, ela seria formada por quatro elementos primários — o fogo, o ar, a água e a

terra. Esses elementos seriam indestrutíveis, mas estariam sofrendo constantes transfor-

mações.

Mais tarde, Aristóteles introduziu a idéia de que esses quatro elementos podiam ser

diferenciados por suas propriedades:

— O fogo ▲ seria quente e seco.

— O ar ▲ seria quente e úmido.

— A água ▼ seria fria e úmida.

— A terra ▼ seria fria e seca.

Dessa maneira, seria possível transformar uma subs-

tância em outra, desde que se alterasse uma de suas pro-

priedades. Por exemplo, se o ar — quente e úmido — fosse res-

friado, poderia ser transformado em chuva.


Em algumascidades do Bra-sil há recipientesapropriados paraa coleta de mate-riais recicláveis.Nessa situação,é fundamental aparticipação doscidadãos.

De acordo com um mito surgido entre os gregos,Prometeu teria roubado o fogo dos deuses, dando-o aoshomens. Como castigo, foi condenado a ter o fígado comi-do por um abutre por toda a eternidade.

água

terra

fogo

ar

quent

e úmido

seca fria

Phila

delp

hia

Museum

of

art

/Co

rbis

Thale

s T

rig

o

O conceito de Empédocles e Aristóteles foi aceito por

mais de dois mil anos. Foi a mola propulsora dos alquimistas,

os quais, até o século XV, tentavam transformar metais

baratos, como o chumbo, em ouro.

O MÉTODO CIENTÍFICOA concepção de Aristóteles só foi abandonada quando Robert Boyle, em seu livro

The sceptical chemist (O químico cético), publicado em 1661, mostrou ser impossí-

vel extrair os quatro elementos a partir de uma substância. Boyle propôs uma definição

para elemento químico diferente da formulada pelos antigos gregos. Para Boyle, ele-

mento químico era toda substância que não podia ser decomposta em substâncias mais

simples.

Boyle fundamentou sua teoria na realização de experimentos e na interpretação dos

resultados obtidos, processo que hoje se denomina método científico.

As principais características do método científico são:

• realizar experimentos apropriados para responder a questões;

• a partir da observação, estabelecer relações:


Nem todos os filósofos gregos da Antigüidade tinham a mesmaconcepção a respeito da natureza da matéria. Por volta de 400 a.C.,os filósofos Leucipo e Demócrito formularam outra idéia, segundo aqual a matéria seria constituída de pequenas partículas que sempreexistiram e que seriam indivisíveis: os átomos.

Selo em homenagem a Demócrito.

Os alquimistas foram muito importantes para aQuímica. Tentando encontrar a pedra filosofal, queteria o poder de transformar qualquer metal emouro, e o elixir da longa vida, que tornaria o serhumano imortal, criaram um grande número deaparelhos de laboratório e desenvolveram proces-sos importantes para a produção de metais, depapiros, de sabões e de muitas substâncias, comoo ácido nítrico, o ácido sulfúrico, o hidróxido de sódioe o hidróxido de potássio.

Laboratório de alquimista (século XVI).

Princípios: proposições ou generalizações de regularidades, semelhanças ou coin-

cidências verificadas nos experimentos.

CE

DO

C

CE

DO

C

• elaborar hipóteses;

• fazer previsões sobre novos experimentos e testá-los.

Nem sempre os experimentos confirmam as previsões, caso em que o processo é

reiniciado. Assim, o cientista está sempre construindo o conhecimento a partir de um

processo contínuo de acertos e erros.

David A. Ucko. O processo da Ciência

(adaptado de quadro autorizado pelo Museum of Science and Industry, Chicago).

Os experimentos que nos ajudam a ter uma idéia a respeito da matéria e suas transfor-

mações são normalmente realizados em laboratórios, com o uso de aparelhagem apropriada.

O LOCAL DE TRABALHO DO QUÍMICOA maior parte das atividades de um químico se desenvolve no laboratório. Por esse moti-

vo, é necessário ter uma noção de sua aparelhagem básica e de como trabalhar nele.

Um laboratório pode tornar-se um lugar muito perigoso, devido ao uso inadequado

dos materiais e equipamentos nele existentes. Por isso, é importante conhecermos algu-


Leis: relações matemáticas entre as grandezas envolvidas nos experimentos.

Hipóteses: suposições feitas para tentar explicar os fatos observados.

Com base nos meus conhecimentos de Química, suponho

que a mistura dessas duas

substânciasseja muito

reativa.

Vou derramaruma sobre a

outra e agitar a mistura...

Humm,nenhuma mudança.

Logo, nestas condições, as

duas não reagem.

...entãoestas outrasduas também

não devemreagir.

Talvez sejamelhor mudar

minhasroupas e

minhateoria.

Fazendo uma previsão.

Prognosticando (hipótese). Modificando idéias.

Experimentando. Tirando conclusões.

CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIAAtualmente não há dúvidas de que toda matéria seja formada por minúsculas partícu-

las, denominadas átomos. Essa idéia, como já vimos, foi proposta pelos filósofos gregos

Leucipo e Demócrito (400 a.C.).

Em 1808, baseado em fatos experimentais, o cientista britânico John Dalton (1766-

1844) formula uma teoria atômica para explicar a constituição da matéria.

TEORIA ATÔMICA DE DALTONEssa teoria possibilitaria, posteriormente, a

criação do primeiro modelo do átomo, a qual

expressa, em termos gerais, o seguinte:

1. A matéria é constituída de pequenas partículas

esféricas maciças e indivisíveis denominadas

átomos.

2. Um conjunto de átomos com as mesmas mas-

sas e tamanhos apresenta as mesmas pro-

priedades e constitui um elemento químico.

3. Elementos químicos diferentes apresentam

átomos com massas, tamanhos e propriedades

diferentes.

4. A combinação de átomos de elementos dife-

rentes, numa proporção de números inteiros,

origina substâncias diferentes.

5. Os átomos não são criados nem destruídos: são simplesmente rearranjados, originando

novas substâncias.

Para melhor representar sua teoria atômica, Dalton substituiu os antigos símbolos

químicos da alquimia por novos e criou símbolos para outros elementos que não eram

conhecidos pelos alquimistas.

Representação dos elementos químicos

Até 1808, quando surgiu a teoria atômica de Dalton, eram conhecidos aproximada-

mente 50 elementos químicos. Por volta de 1810, o químico sueco Berzelius (1779-1848)

organizou a notação química utilizada até essa data, que era bastante confusa, intro-

duzindo como símbolo dos elementos as iniciais de seus nomes em latim.

Dalton acreditava que os átomosfossem maciços, esféricos e indi-visíveis como bolinhas de gude.

CE

DO

C

Para indicar a proporção com que cada elemento entra na formação de determina-

da substância, Dalton associou um índice numérico aos símbolos.

A representação gráfica de uma substância em que são utilizados os símbolos e os

índices numéricos é denominada fórmula e representa a constituição de cada unidade

formadora da substância. Essas unidades são denominadas moléculas.

29Unidade 2 — A matéria

Elemento

Ouro

Prata

Ferro

Cobre

G

S

I

C

Gold

Silver

Iron

Copper

Símbolo

alquímico

Dalton

Nome

em inglês

Símbolo

em inglês

Au

Ag

Fe

Cu

Aurum

Argentum

Ferrum

Cuprum

Berzelius

Nome

em latim

Símbolo

em latim

Representações de uma moléculade água

elementoshidrogênio = H

oxigênio = O

quantidade

de átomos

H2O1

23

2 átomos de H

1 átomo de O

12

3fórmula

H2O =

=

O3

12

3=

oxigênio = O

quantidade

de átomos

O3

12

3

3 átomos de O

12

3fórmula

Representações de uma moléculade ozônio

John Dalton

John Dalton é considerado o pai da Química teórica. Comapenas 12 anos de idade iniciou sua brilhante carreira lecio-nando em uma escola da comunidade Quaker, da qual eramembro.

Além de ter elaborado a teoria atômica, Dalton descobriuuma importante lei da Física — a Lei das Pressões Parciais

dos Gases. Uma curiosidade sobre a sua vida profissional: eletambém atuou como meteorologista, tendo feito cerca de200 mil anotações.

Dalton foi o primeiro cientista a descrever uma deficiên-cia visual — da qual sofria — cujo portador não consegue distinguir algumas cores, entreelas, o vermelho e o verde. O seu trabalho sobre essa deficiência foi tão importante quehoje ela é conhecida por daltonismo. Atualmente, sabe-se que o daltonismo afeta 5% doshomens e 0,5% das mulheres.

Membro da comunidade Quaker

com seus trajes característicos

do final do século XIX.

átomo de

oxigênio=

átomo de

oxigênio

= átomo de

hidrogênio

elemento

14

24

3

A DESCOBERTA DO ÁTOMOApós Dalton ter apresentado sua teoria atômica, em 1808, na qual sugeria que os

átomos eram indivisíveis, maciços (rígidos) e esféricos, vários cientistas realizaram diver-

sos experimentos que demonstraram que os átomos são constituídos por partículas ainda

menores, subatômicas.

A DESCOBERTA DAS PARTÍCULAS SUBATÔMICAS

O elétron (e)

Em 1897, Joseph John Thomson

(1856-1940) conseguiu demonstrar

que o átomo não é indivisível, uti-

lizando uma aparelhagem denomina-

da tubo de raios catódicos.

Dentro do tubo de vidro havia,

além de uma pequena quantidade de

gás, dois eletrodos ligados a uma

fonte elétrica externa. Quando o cir-

cuito era ligado, aparecia um feixe de

raios provenientes do cátodo (eletro-

do negativo), que se dirigia para o

ânodo (eletrodo positivo). Esses

raios eram desviados na direção do

pólo positivo de um campo elétrico.

Com base nesse experimento, Thomson concluiu que:

a) os raios eram partículas (corpúsculos)

menores que os átomos;

b) os raios apresentavam carga elétrica nega-

tiva. Essas partículas foram denominadas

elétrons (e).

O tubo da tela de televisão é uma versão com-plexa de um tubo de raios catódicos. Embora atelevisão já fosse, em 1927, uma realidade emlaboratório, somente em 1947 receptores de TVforam produzidos em escala industrial para usodoméstico.

Thale

s T

rigo

Christo

f G

unkel

Thomson propôs então um novo modelo,

denominado pudim de passas:

“O átomo é maciço e constituído por um

fluido com carga elétrica positiva, no qual estão

dispersos os elétrons”.

Como um todo, o átomo seria eletrica-

mente neutro.

O próton (p)

Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein,

usando uma aparelhagem semelhante à de

Thomson, observou o aparecimento de um feixe

luminoso no sentido oposto ao dos elétrons.

Concluiu que os componentes desse feixe deveri-

am apresentar carga elétrica positiva.

Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo experimento com

o gás hidrogênio, detectou a presença de partículas com carga elétrica positiva ainda

menores, as quais ele denominou prótons (p). A massa de um próton é aproximada-

mente 1 836 vezes maior que a de um elétron.

A experiência de Rutherford

Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma finíssima

lâmina de ouro (de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de carga

elétrica positiva, denominadas partículas alfa (α), emitidas por um material radioativo.

As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série

de conclusões:

55Unidade 3 — A estrutura do átomo

+

–

bloco de chumbo

lâmina de sulfeto

de zinco

lâmina de ouro

feixe de

partículas α

abertura

b

ac

Observação

a) A maior parte das partículas α atravessa-

va a lâmina sem sofrer desvios.

b) Poucas partículas α (1 em 20 000) não

atravessavam a lâmina e voltavam.

c) Algumas partículas α sofriam desvios de

trajetória ao atravessar a lâmina.

Conclusão

A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse espaço

(eletrosfera) devem estar localizados os elétrons.

Deve existir no átomo uma pequena região onde está

concentrada sua massa (o núcleo).

O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca

uma repulsão nas partículas α (positivas).

O modelo de Thomson

admite que o átomo

é divisível.

fluido positivo

carga negativa

+

+

+–– –

–

A comparação do número de partículas a que atravessavam

a lâmina com o número de partículas a que voltavam levou

Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil vezes maior

que o raio do núcleo.

A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo

modelo atômico, semelhante ao sistema solar.

O nêutron (n)

Essas partículas foram descobertas em 1932 por Chadwick,

durante experiências com material radioativo. Ele as denomi-

nou nêutrons.

Os nêutrons estão localizados no núcleo e apresentam mas-

sa muito próxima à dos prótons, mas não têm carga elétrica.

O modelo atômico mais utilizado até hoje é o de

Rutherford, com a inclusão dos nêutrons no núcleo.


Núcleo formado por prótons e nêutrons com

elétrons girando na eletrosfera.

A ilustração mostra um átomo contendo

5 prótons no núcleo e 5 elétrons na eletrosfera.

Teoria dos quarks

Hoje considera-se que as únicas partículas elementares constituintes da matéria são osquarks e os léptons.

Quarks

Interagem fortemente entre si formando outras partículas mais complexas: os hardrons (pró-tons, nêutrons).

Existem somente três tipos de quarks estáveis e somente dois entram na composição da matéria.

Léptons

São partículas pequenas e leves em comparação com os quarks, e suas interações são fracas.

Existem quatro tipos de léptons (elétron, muon, tauon, com carga –1 , e pósitron, com carga +1).

carga (uce)

+2/3

–1/3

–1/3

up

down

strange

0

12

3

Um próton seria formado por: 2 up (+2/3) = +4/3

1 down (–1/3) = –1/3

e um nêutron seria formado por: 1 up (+2/3) = +2/3

2 down (–1/3) = –2/3

+1

12

3

Partícula

ElétronsEletrosfera

Núcleo

≅ 0

Nêutrons 1

1

–1

0

+1Prótons

Massa relativa (u) Carga relativa (uce)

1

1836

PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO

NÚMERO ATÔMICO (Z)Em 1913, ao realizar experiências de bombardeamento de vários elementos quími-

cos com raios X, Moseley percebeu que o comportamento de cada elemento químicoestava relacionado com a quantidade de cargas positivas existentes no seu núcleo.

Assim, a carga do núcleo, ou seu número de prótons, é a grandeza que caracterizacada elemento, sendo este número denominado número atômico.

Como os átomos são sistemas eletricamente neutros, o número de prótons é igualao de elétrons.

Vejamos alguns exemplos:

cloro (Cl) Z = 17 prótons = 17, elétrons = 17.

sódio (Na) Z = 11 prótons = 11, elétrons = 11.

NÚMERO DE MASSA (A)

Como tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são inteiros, o númerode massa (A) sempre será um número inteiro.

O número de massa é, na verdade, o que determina a massa de um átomo, pois oselétrons são partículas com massa desprezível, não tendo influência significativa namassa dos átomos.

Vejamos alguns exemplos:


Número atômico (Z): o número que indica a quantidade de prótons existentes no

núcleo de um átomo.

Z = nº de prótons

Número de massa (A): a soma do número de prótons (p) com o número de nêutrons

(n) presentes no núcleo de um átomo.

A = p + n

Z = 20 ⇒ p = 20 A = p + n

A = 40 40 = 20 + n n = 20

Z = 17 ⇒ p = 17 A = p + n

A = 35 35 = 17 + n n = 18

12

31

23

Ca

Cl

ELEMENTO QUÍMICO

Atualmente, conhecemos um total de 115 elementos químicos, entre naturais e arti-ficiais, com números atômicos variando de 1 a 118.

A cada elemento químico corresponde um número atômico (Z) que o identifica.

De acordo com a IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura eAplicada), ao representar um elemento químico, devem-se indicar, junto ao seu símbo-lo, seu número atômico e seu número de massa.

Uma forma esquemática dessa representação é a seguinte:AZ X ou ZX

A

Vejamos um exemplo:

ÍONSOs átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons, formando novos

sistemas, eletricamente carregados, denominados íons.

Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons:

• íons positivos = cátions;

• íons negativos = ânions.

Íons positivos ou cátionsOs cátions formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons, resultando

num sistema eletricamente positivo, em que o número de prótons é maior que onúmero de elétrons.

Aplicando essa definição ao átomo de magnésio (Mg), que apresenta Z = 12, temos:

p = 12 ⇒ 12 cargas positivas = +12 p = 12 ⇒ 12 cargas positivas = +12

e = 12 ⇒ 12 cargas negativas = –12 e = 10 ⇒ 10 cargas negativas = –10

carga elétrica total = 0 carga elétrica total = +2

A espécie química Mg2+ é denominada cátion bivalente ou íon bivalente positivo.

Íons negativos ou ânionsOs ânions formam-se quando um átomo ganha ou recebe um ou mais elétrons, resul-

tando num sistema eletricamente negativo, em que o número de prótons é menor que onúmero de elétrons.


p = 11

n = A – Z

n = 12

14

24

3A = 23

Z = 11

Íon: a espécie química que apresenta o número de

prótons diferente do número de elétrons.

Na

Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z).

12Mg 12Mg2+perde 2 e–

Aplicando essa definição ao átomo de flúor (F), que apresenta Z = 9, temos:

p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9 p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9

e = 9 ⇒ 9 cargas negativas = –9 e = 10 ⇒ 10 cargas negativas = –10

carga elétrica total = 0 carga elétrica total = –1

A espécie química F– é denominada ânion monovalente ou íon monovalente negativo.

SEMELHANÇAS ATÔMICASIsótopos

A maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos, osquais podem ser encontrados, na natureza, em proporção praticamente constante.

Veja, a seguir, os isótopos naturais de alguns elementos químicos e as proporçõesnas quais eles são encontrados:

O único elemento químico cujos isótopos apresentam nome próprio é o hidrogênio(H), que é formado pelos seguintes isótopos naturais:

Isóbaros

Exemplos:

Ca Ar

Os isóbaros pertencem, portanto, a elementos químicos diferentes.


Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), por pertencerem

ao mesmo elemento químico, mas diferentes números de massa (A).

Elementos

Representação

Abundância (%)

Carbono

98,89 1,11 traços** 99,7 0,04 0,2 93,30 0,01 6,70

Oxigênio Potássio

Representação Nomes Abundância (%)

hidrogênio leve; hidrogênio comum; prótio 99,985

deutério 0,015

trítio; tricério; tritério 10–7

126C

136C

146C*

168O

178O

188O

3919K

4019K*

4119K

11H21H31H*

9F 9F–ganha 1 e

–

* Isótopos radioativos.

** Traços = quantidade muito pequena.

* O trítio é radioativo.

Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas mesmo

número de massa (A).

20 p

20 e

20 n

14

24

3

40

20

18 p

18 e

22 n

14

24

3

40

18

Isótonos

Exemplos:

N C

Isoeletrônicos

Exemplos:

Isoeletrônicos: átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons.

Isótonos: são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas dife-

rentes números atômicos (Z) e de massa (A).


7 p

7 e

7 n

14

24

3

14

7

6 p

6 e

7 n

14

24

3

13

6

11 p

10 e

12 n1

42

43

23

11

8 p

10 e

8 n

14

24

3

16

8

10 p

10 e

10 n

14

24

3

20

10

Isótopos radioativos

Alguns isótopos emitem determinados tipos de radiação e, por isso, são conhecidos porradioisótopos.

Os radioisótopos podem ser usados na Medicina no estudo de certas doenças e distúrbiosfisiológicos. Administrados ao paciente, têm a propriedade de se concentrar em determinadosórgãos ou tipos específicos de células e permitem, pela sua detecção, determinar a existên-cia de possíveis alterações.

Vejamos abaixo alguns exemplos de radioisótopos utilizados em Medicina.

Outro isótopo radioativo, o iodo-123, quando injetado no organismo em pequenas quanti-dades, permite-nos obter imagens do cérebro.

AplicaçãoIsótopo

51Cr Estudo das hemácias

131 I Estudo da tireóide

201Ti Mapeamento do coração

99Tc Mapeamento de cérebro, fígado, rins, coração

18F Mapeamento ósseo

Na+ O2– Ne

1. O primeiro modelo científico para o átomo foiproposto por Dalton, em 1808. Esse modelopoderia ser comparado com:

a) uma bola de tênis.b) uma bola de futebol.c) uma bola de pingue-pongue.d) uma bola de bilhar.e) uma bexiga cheia de ar.

2. Relacione os nomes dos cientistas às alter-nativas a seguir:

• Demócrito • Thomson • Rutherford• Dalton • Chadwick

a) É o descobridor do nêutron.b) Seu modelo atômico era semelhante a uma

bola de bilhar.c) Seu modelo atômico era semelhante a um

pudim de passas.d) Foi o primeiro a utilizar a palavra átomo.e) Criou um modelo para o átomo semelhante

ao sistema solar.

3. O elétron foi descoberto por Thomson no finaldo século XIX. Quais as características geraisdo modelo atômico proposto por ele?

4. Faça uma crítica à afirmação:“O modelo atômico clássico criado porRutherford, em 1911, é considerado o mode-lo definitivo para o átomo.”

5. Indique o número de prótons, nêutrons eelétrons presentes em cada átomo dosseguintes elementos:

126C 19

9F 5626Fe

6. Considere a representação:73Li

O átomo assim representado apresenta quan-to(as):a) prótons?b) nêutrons?c) elétrons?d) partículas nucleares?e) partículas na parte periférica do átomo?f) partículas com carga elétrica positiva?g) partículas com carga elétrica negativa?h) partículas sem massa?i) partículas fundamentais que formam um

átomo deste elemento?

7. Um dos principais poluentes atmosféricos é omonóxido de carbono (CO). Determine onúmero de prótons, nêutrons e elétrons exis-tentes em uma molécula desse poluente.Dados: C (Z = 6) (A = 12); O (Z = 8) (A = 16)

8. Determine o número de prótons, nêutrons eelétrons presentes em cada íon:199F – 32

16S2– 5626Fe2+ 56

26Fe3+

9. Os átomos M e N são isóbaros e apresen-tam as seguintes características:

M N

Determine os números atômicos e osnúmeros de massa de M e N.

10.

Determine o número de massa de X.

11. (UFSC) Considerando as relações entre osátomos, indicadas no esquema a seguir,

pode-se afirmar que o(s) número(s):

I — de massa de Y é 40.II — de massa de Z é 20.III — de prótons de Y é 22.IV — de nêutrons de X é 20.V — de prótons de Z é 22.VI — de nêutrons de Y é 20.VII — de nêutrons de Z é 20.

12. Considere as representações:

R S T

Sabendo que R e S são isótopos, determineos números atômicos (Z) e os números demassa (A) de R, S e T.

13. (FEI-SP) São dadas as seguintes informaçõesrelativas aos átomos Y e Z:

I — X é isóbaro de Y e isótono de Z.II — Y tem número atômico 56, número de

massa 137 e é isótopo de Z.IIII — O número de massa de Z é 138.

O número atômico de X é:

a) 53. d) 56.b) 54. e) 57.c) 55.


Exercícios de classe

5x10 + x

4x + 811 + x

3820X

40Y

isót

onos

isótopos

isóbaros 20Z

11x + 153x + 32

12x – 25x – 8

10x + 354x + 10

Isótopo do 4120Ca

Isótono do 4119K

X é

14. (UFPR) O jornal Folha de São Paulo publicou,em 19/06/94, matéria sobre empresasnorte-americanas que estavam falsificandosuco de laranja. O produto, vendido comopuro, estava sendo diluído com água. Afraude foi descoberta através de medidas deteores de isótopos de oxigênio (16O e 18O).O isótopo mais pesado fica um pouco maisconcentrado na água presente nas plantasem crescimento do que nas águas oriundasde fontes não biológicas. Considere as afir-mações:I — Os números atômicos destes isótopos

são iguais.

II — O número de massa de 16O é 16 e indi-ca a soma do número de prótons e deelétrons existentes no átomo.

III — O número de nêutrons nos isótoposacima é 16 e 18, respectivamente.

IV — A distribuição eletrônica de 16O é igualà de 18O.

V — O suco puro deve conter maior quanti-dade de 18O.

Quais são corretas?a) apenas I e II d) apenas I, II e Vb) apenas I e III e) apenas I, IV e Vc) apenas II e IV


Exercícios propostos1. (Fuvest-SP) Há cerca de 100 anos, J. J. Thom-

son determinou, pela primeira vez, a relaçãoentre a massa e a carga do elétron, o que podeser considerado como a descoberta doelétron. É reconhecida como uma contribuiçãode Thomson ao modelo atômico:

a) o átomo ser indivisível.b) a existência de partículas subatômicas.c) os elétrons ocuparem níveis discretos de

energia.d) os elétrons girarem em órbitas circulares ao

redor do núcleo.e) o átomo possuir um núcleo com carga posi-

tiva e uma eletrosfera.

2. (UFSC) Na famosa experiência de Rutherford,no início do século XX, com a lâmina de ouro,o(s) fato(s) que (isoladamente ou em conjun-to) indicava(m) o átomo possuir um núcleopequeno e positivo foi(foram):

(01) As partículas alfa teriam cargas negati-vas.

(02) Ao atravessar a lâmina, uma maioria departículas alfa sofreria desvio de sua tra-jetória.

(04) Um grande número de partículas alfanão atravessaria a lâmina.

(08) Um pequeno número de partículas alfa,ao atravessar a lâmina, sofreria desviode sua trajetória.

(16) A maioria das partículas alfa atraves-saria os átomos da lâmina sem sofrerdesvio de sua trajetória.

Indique a soma dos itens corretos.

3. (UCDB-MT) No modelo atômico de Rutherford,os átomos são constituídos por um núcleocom carga ...., onde .... estaria concentrada.Ao redor do núcleo estariam distribuídos os.... . A alternativa que completa corretamentea frase é:

a) negativa — toda a massa — elétrons.b) positiva — metade da massa — elétrons.c) positiva — toda a massa — elétrons.d) negativa — toda a massa — nêutrons.e) positiva — toda a massa — nêutrons.

4. As três partículas fundamentais que com-põem um átomo são: prótons, nêutrons e elé-trons.Considere um átomo de um elemento X, queé formado por 18 partículas fundamentais eque nesse átomo o número de prótons é igualao número de nêutrons. A melhor represen-tação do número atômico e do número demassa do átomo X é:

a) 186X. c) 24

12X. e) 249X.

b) 189X. d) 12

6X.

5. (Fuvest-SP) Quais as semelhanças e as dife-renças entre os isótopos de césio 133

55Cs(estável) e 137

55Cs (radioativo), com relação aonúmero de prótons, nêutrons e elétrons?

6. (Covest-PE — mod.) Observe a tabela.

Elemento

Th

Cl

nº de

prótons

a

17

nº de

elétrons

90

b

nº de

nêutrons

c

19

nº de

massa

232

d

Lendo da esquerda para a direita, formar-se-á,com os números indicados, a seguinteseqüência a, b, c e d:

a) 90, 142, 17, 36.b) 142, 90, 19, 36.c) 142, 90, 36, 17.d) 90, 142, 36, 17.e) 89, 152, 7, 36.

7. Sabendo-se que o gás clorídrico (HCl) temsuas moléculas formadas pela união de umátomo de hidrogênio com um átomo de cloroe que seus elementos apresentam osseguintes isótopos:

11H 21H 31H e 35

17Cl 3717Cl

determine qual a menor e qual a maiormassa para uma molécula de HCl.

8. Recentemente foi sintetizada uma novaforma alotrópica do carbono, de fórmula C60,chamada Buckminsterfulereno ou simples-mente fulereno, ou ainda buckybola ou fute-boleno. Esta forma alotrópica é diferente dodiamante e do grafite.Se considerarmos uma molécula do C60,determine a relação entre o número de pró-tons e nêutrons.(Dados: número atômico do C = 6; númerode massa do C = 12)

9. (UFRS) Em recente experimento com um ace-lerador de partículas, cientistas norte-ameri-canos conseguiram sintetizar um novo ele-mento químico. Ele foi produzido a partir deátomos de cálcio (Ca), de número de massa48, e de átomos de plutônio (Pu), de númerode massa 244. Com um choque efetivo entreos núcleos de cada um dos átomos desseselementos, surgiu o novo elemento químico.Sabendo que nesse choque foram perdidosapenas três nêutrons, o número de prótons,nêutrons e elétrons, respectivamente, de umátomo neutro desse novo elemento, são:(números atômicos: Ca = 20; Pu = 94)

a) 114; 178; 114.b) 114; 175; 114.c) 114; 289; 114.d) 111; 175; 111.e) 111; 292; 111.

10. (FURRN) Considerando-se as espécies quími-cas:

3517Cl

– 4020Ca 42

20Ca2+

5927Co2+ 59

28Ni2+ 6530Zn

Podemos afirmar que as espécies que apre-sentam o mesmo número de elétrons são:

a) Ca e Ca2+. d) Ni2+ e Co2+.b) Ni2+ e Zn. e) Co2+ e Zn.c) Cl

– e Ca2+.

11. (UEPG-PR) Sobre as representações abaixo,indique a soma dos itens corretos.

5426Fe 56

26Fe2+ 5626Fe3+

5726Fe2+ 57

26Fe3+ 5626Fe

(01) I e VI são isótopos, apresentam o mes-mo número de elétrons, mas não têma mesma quantidade de nêutrons.

(02) I e II têm o mesmo número de prótonse de elétrons.

(04) Embora sejam isótopos isoeletrônicos,II e IV não têm a mesma massa atômi-ca.

(08) III e V, que não têm o mesmo númerode nêutrons, apresentam menor quan-tidade de elétrons que o átomo IV.

(16) II e IV não têm o mesmo número de nêu-trons nem a mesma massa atômica.

12. (UA-AM) Em relação à isotopia, isobaria e iso-tonia, podemos afirmar que:

a) isótonos são entidades químicas que pos-suem o mesmo número de nêutrons.

b) isóbaros são entidades químicas que pos-suem o mesmo número de prótons.

c) isótopos são entidades químicas quepossuem o mesmo número de massa.

d) são relações que dizem respeito aonúcleo e à eletrosfera do átomo.

e) são relações que dizem respeito apenasà eletrosfera do átomo.

13. (UFSC) Dados os átomos:

8035Br 80

36Kr 8135Br 81

36Kr(I) (II) (III) (IV)

Indique as proposições verdadeiras.

a) I e III são isótopos.b) II e IV possuem o mesmo número de

massa.c) I e IV têm igual número de nêutrons.d) I e II possuem o mesmo número de

massa.e) II e III são isótopos.

14. (IME-RJ) Sejam os elementos 15063A, B e C de

números atômicos consecutivos e crescentesna ordem dada. Sabendo que A e B sãoisóbaros e que B e C são isótonos, podemosconcluir que o número de massa do elemen-to C é igual a:

a) 150. c) 153. e) 151.b) 64. d) 65.


(I) (II) (III)

(IV) (V) (VI)

OS NOVOS MODELOS ATÔMICOSDepois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas direcionaram seus estu-

dos para a distribuição dos elétrons na elestrofera. Fizeram progressos levando em contaconhecimentos anteriores. Há muito tempo os químicos já sabiam que os compostos desódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma chama. Em 1855, Robert Bunsenverificou que diferentes elementos, submetidos a uma chama, produziam cores diferentes.

O estudo da luz conseguida dessamaneira permitiu a obtenção doschamados espectros descontínuos,característicos de cada elemento. Acada cor desses espectros foi associ-ada certa quantidade de energia.

Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um novo modelo atômico, relacionando adistribuição dos elétrons na eletrosfera com sua quantidade de energia.

O MODELO ATÔMICO DE BÖHREsse modelo baseia-se nos seguintes postulados:

1. Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.

2. Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os elétrons queestão situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior quantidadede energia.

3. Quando um elétron absorve certa quanti-dade de energia, salta para uma órbitamais energética. Quando ele retorna à suaórbita original, libera a mesma quantidadede energia, na forma de onda eletromag-nética (luz).

Essas órbitas foram denominadasníveis de energia. Hoje são conhecidos seteníveis de energia ou camadas, denominadasK, L, M, N, O, P e Q.


Elementos diferentes produzem luz com cores diferentes.

As cores brilhantes dos fogos de artifício são

produzidas pela queima de diferentes elemen-

tos químicos.

Hidrogênio

Cálcio

Sódio

Na (sódio) Sr (estrôncio)K (potássio) Cu (cobre)

Assim como umsapo não podesaltar meio degrau,ou seja, númerosfracionários de de-graus, um elétron,ao receber energia,só pode "saltar"um número inteirode níveis.

CE

DO

C

CE

DO

C

MASSAS DOS ÁTOMOSÉ muito importante, tanto nas atividades em laboratório como nas indústrias, saber

antecipadamente as quantidades de reagentes que devemos usar para obter a quanti-dade desejada de produtos.

A previsão das quantidades só é possível através de cálculos das massas e dos vo-lumes das substâncias envolvidas nas reações químicas. No entanto, muitas vezes énecessário determinar também o número de átomos ou de moléculas das substâncias quereagem ou são produzidas. Para isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos átomos.

Como átomos ou moléculas são entidadesmuito pequenas para serem “pesadas” isolada-mente, foi estabelecido um padrão para compararsuas massas.

UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (U)Atualmente, nossa escala de massas atômicas está baseada no isótopo mais comum

do carbono, com número de massa igual a 12 (12C), ao qual foi atribuída exatamente amassa de 12 unidades de massa atômica (u).

• O 12C foi escolhido em 1962 e é usado atualmente em todos os países do mundo.

• 1 u = 1,66054 · 10–24 g.

Massa atômica de um átomo (MA)A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é a massa

comparada com 1/12 da massa do 12C.

As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser determinadas experimental-mente com grande precisão, usando um aparelho denominado espectrômetro de massa.

Determinar a massa de um corpo ("pesá-lo") é

comparar sua massa com um padrão de massa

conveniente e previamente escolhido.

Unidade de massa atômica (u) é a

massa de 1/12 do átomo de carbono com

número de massa igual a 12 (12C).

unidade de massa atômica (u)

1/12 do 12C

átomo de 12C

Thales Trigo

Para facilitar nossos cálculos não usaremos esses valores exatos; faremos um“arredondamento” para o número inteiro mais próximo:

Observação

Os valores arredondados das massas atômicas são iguais aos números de massa (A) dos átomos;por esse motivo, usaremos o A como se fosse o MA.

Massa atômica de um elementoA massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus

isótopos. Vejamos como se calcula a massa atômica do elemento neônio, que é consti-tuído de três isótopos.

Logo, a massa atômica do elemento neônio será igual a 20,179 u,e a sua representação na tabela periódica é feita conforme indica-do na ilustração ao lado.

Massa molecularÉ a soma das massas atômicas dos átomos que constituem as moléculas. Vejamos

alguns exemplos:

Observação:

Para compostos iônicos, utiliza-se a expressão massa-fórmula. Por simplificação, é comum uti-lizar o termo massa atômica tanto para átomos como para íons monoatômicos, enquanto o termomassa molecular é utilizado tanto para compostos moleculares como para iônicos.

CONSTANTE DE AVOGADRO OU NÚMERO DE AVOGADRO

Como contar a quantidade de grãos de arroz existentes num saco de 5 kg? Existeuma maneira mais prática do que contar os grãos um por um. Inicialmente contamoscerta quantidade de grãos e determinamos sua massa. A seguir estabelecemos umarelação entre a massa dessa quantidade fixa e a massa do arroz contida no saco.

amostra = .... grãos .... gsaco x 5 000 g

208 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL

Isótopos

20Ne

Massa atômica

20,00 u

Constituição

90,92%

21Ne 21,00 u 0,26%

22Ne 22,00 u 8,82%

Cálculo da massa atômica do elemento neônio:

20,00 · 90,92 = 1818,4

21,00 · 0,26 = 5,46 = 20,179 u

22,00 · 8,82 = 194,04

2017,9 100

14

24

3

10

Ne20,179

Z

MA

. 16 = 16H 2 O 2

1+

massa molecular do H2O — MM = 18 u

. 1 = 2

. 1 = 10C 5 H10

5

10+

massa molecular do C5H10 — MM = 70 u

. 12 = 60

(massas atômicas: H = 1 u O = 16 u C = 12 u)

Massa atômica do 4

2He 4,0030 u 4 u

Massa atômica do 19

9F 18,9984 u 19 u

Massa atômica do 27

13Al 26,9815 u 27 u

Veja como isso pode ser feito:

Vamos supor que 100 grãos de arroz tenham massa de 2 g. Usando a relação entremassa e número de grãos, temos:

100 grãos 2 g

x 5 000 g

x = = 250 000 ou 2,5 · 105 grãos

Um procedimento semelhante nos permite descobrir o número de partículas numaamostra.

Amedeo Avogadro (1776-1856) foi o primeiro cientista a conceber a idéia de queuma amostra de um elemento, com massa em gramas numericamente igual à sua massaatômica (MA), apresenta sempre o mesmo número de átomos (N).

Avogadro não conseguiu determinar o valor de N. Ao longo do século XX, muitosexperimentos — bastante engenhosos — foram feitos para determinar esse número N,denominado posteriormente Número de Avogadro (Constante de Avogadro), em ho-menagem ao cientista.

Esse número (N) tem como valor aceito atualmente:

MOL: A UNIDADE DE QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIASNo nosso cotidiano, compramos, vendemos e conta-

mos coisas indicando sua massa (1 quilo de açúcar) ou seuvolume (1 litro de leite) ou ainda seu número de unidades.

Em Química, como trabalhamos com átomos emoléculas, que são extremamente pequenos, vamostomar, como unidade, os conjuntos formados por 6,02 · 1023 partículas (átomos, moléculas, íons etc.). Essaunidade recebe o nome de mol.

209Unidade 7 — Relações de massa

100 · 5 0002

6,022 · 1023 ou 6,02 · 1023 ou ainda 6,0 · 1023

Em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica, para qualquerelemento, existem 6,02 · 1023 átomos.

Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular (MM), paraqualquer substância molecular, existem 6,02 · 1023 moléculas.

Em 201 g de mercúrio existem6,02 · 1023 átomos deste elemento.

Em 342 g de sacarose há 6,02 · 1023 moléculas desta substância.

Em 18 g de água encontramos6,02 · 1023 moléculas de água.

1 dúzia = 12 unidades

Fo

tos:

Thale

s T

rig

oT

haís

Falc

ão

Atualmente, por resolução da IUPAC:

Como em 12 g de 12C existem 6,02 · 1023 átomos:

MASSA MOLAR (M)

Veja alguns exemplos:


Mol é a quantidade de substância que contém tantas entidades elementares quanto

são os átomos de 12C contidos em 0,012 kg (12 g) de 12

C.

Mol é a quantidade de substância que contém 6,02 · 1023 entidades.

1 mol de átomos:

1 mol de moléculas:

1 mol de fórmulas:

1 mol de íons:

1 mol de elétrons:

é a quantidade

de substância

que contém

6,02 · 1023 átomos

6,02 · 1023 moléculas

6,02 · 1023 fórmulas

6,02 · 1023 íons

6,02 · 1023 elétrons

Massa molar é a massa que contém 6,02 · 1023 entidades.

Sua unidade é grama mol–1 (g/mol).

201 g

6,02 · 1023 átomos de Hg

1 mol de átomos de Hg

contêm

“pesam”

constituem

mercúrio (Hg) MA = 201 u

Massa molar da H2O = 18 g/mol

18 g

6,02 · 1023 moléculas de H2O

1 mol de moléculas de H2O

contêm

“pesam”

constituem

água (H2O) MM = 18 u

Massa molar do Hg = 200 g/mol

A ilustração traz o tema escolhi-do para a comemoração do Dia doMol 2002. Esse dia (23 de outu-bro) é comemorado nos EstadosUnidos, Canadá, Austrália e em vá-rios países da Europa. Alunos eprofessores participam de umasérie de eventos culturais e fes-tivos nesta data.

DETERMINAÇÃO DA QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA = NÚMERO DE MOL

É a relação entre a massa (m) de uma amostra de substância e sua massa molar (M).

Matematicamente, temos n = ⇒ n = mol

Conhecendo o número de mol, podemos estabelecer uma relação entre a massa (g)e o número de partículas.


m (g)

M (g mol–1)mM

Se:

Então:

n mol de ................... n · ...... gramas n · 6,02 · 1023 .....................

átomos

moléculas

MA (gramas)

MM (gramas)

átomos • mol–1

moléculas • mol–1

1 mol de .................. ......... gramas 6,02 · 1023 ..........................”pesam” contêm

“pesam” contêm

Considere um copo contendo 90 mL de água. Determine:

a) nº de mol de moléculas de água; d) nº de átomos de hidrogênio;b) nº de moléculas de água; e) nº total de átomos.c) nº de átomos de oxigênio;(Massas atômicas: H = 1,0; O = 16; N = 6,0 · 1023; dH2O = 1,0 g/mL)

SOLUÇÃO

• Determinação da massa de água: como a densidade da água é 1,0 g de água por 1 mL deágua, concluímos que 90 mL de água correspondem a 90 g de água.

a) Determinação do nº de mol de moléculas de água:Massa molar da água = 18 g mol–1

ou, pela expressão:

n = mol ⇒ n = ⇒ n = 5 mol

b) Determinação do nº de moléculas de água:1 mol de moléculas de H2O — 18 g mol–1 6,0 · 1023 moléculas mol–1

90 g x

EXERCÍCIO RESOLVIDO✔

m

M

90g

18 g mol–1

1 mol de moléculas de H2O — 18 g mol–1 6,0 · 1023 moléculas mol–1

n 90 g

90 g · 6,0 · 1023 moléculas mol–1

18 g mol–1x =

x = 3,0 · 1024 moléculas de água

c) e d) Determinação do número de átomos de oxigênio e hidrogênio:

Como a fórmula da água é H2O (H O

H), suas moléculas são constituídas de 2 átomos dehidrogênio e 1 átomo de oxigênio por molécula. Sabendo o número de moléculas da amostrade água (3,0 · 1024 moléculas), podemos determinar o número de átomos de oxigênio e dehidrogênio:

1 molécula de água (H2O) 1 átomo de oxigênio (O)3,0 · 1024 moléculas de H2O x


3,0 · 1024 moléculas · 1 átomo de oxigênio

1 molécula

1 molécula de H2O 2 átomos de hidrogênio (H)3,0 · 1024 moléculas de H2O x

x =

x =

x = 3,0 · 1024 átomos de oxigênio (O)

3,0 · 1024 moléculas · 2 átomos de hidrogênio

1 molécula

x = 6,0 · 1024 átomos de hidrogênio (H)

12

3

e) Determinação do nº total de átomos:Essa determinação pode ser feita de duas maneiras.

nº total de átomos =nº de átomos de oxigênio (O)nº de átomos de hidrogênio (H)+

ou1 molécula de H2O 3 átomos3,0 · 1024 moléculas xUtilizando qualquer um dos métodos, o número total de átomos será igual a:

9,0 · 1024 átomos

1. Dadas as afirmações:

I — A unidade de massa atômica pode serrepresentada por u.

II — A unidade de massa atômica é 1/12 damassa de um átomo de carbono.

III — A unidade de massa atômica é 1/12 damassa do átomo de carbono de númerode massa igual a 12.

IV — A massa atômica de um átomo é um núme-ro muito próximo de seu número de massa.

São corretas:

a) Todas. d) Somente I, II e IV.b) Nenhuma. e) Somente I, III e IV.c) Somente I, II e III.

2. Sabendo que a massa atômica do cobalto éigual a 60 u, podemos afirmar:

I — Um átomo de cobalto pesa 60 g.II — Um átomo de cobalto pesa 60 u.III — Um átomo de cobalto pesa 60 vezes

mais que 1/12 do átomo de 12C.IV — 12 átomos de cobalto pesam tanto

quanto 60 átomos de 12C.

Está(ão) correta(s) a(s) afirmação(ões):

a) Todas. d) II e III, somente.b) II, III e IV, somente. e) I, somente.c) III e IV, somente.

3. O elemento químico boro é formado pelos isó-topos 10B e 11B na proporção de 80% e 20%,respectivamente. Determine a massa atômi-ca aproximada do boro.

4. O gás fosgênio (COCl2), utilizado como armaquímica na Primeira Guerra Mundial, ao reagircom água produz dióxido de carbono e ácidoclorídrico:

COCl2 + H2O 2 HCl + CO2

Determine as massas moleculares das subs-tâncias mencionadas. (Massas atômicas: C = 12; O = 16; H = 1; Cl = 35,5)

5. Um composto Al2(XO4)3 apresenta umamassa-fórmula igual a 342. Determine amassa atômica do elemento X. (Massasatômicas: Al = 27; O = 16)

Exercícios de classe

6. Considere as seguintes massas atômicas:H = 1 O = 16 N = 14 Al = 27

C = 12 S = 32 Cl = 35,5 K = 39

e determine as massas molares dasseguintes substâncias:

a) Benzeno — C6H6;

b) Álcool etílico — C2H6O;

c) Sacarose — C12H22O11;

d) Uréia — CO(NH2)2;

e) Pedra-ume — KAl(SO4)2 · 12 H2O.

Considere as seguintes informações:

N = 6 · 1023

e responda às questões de 7 a 11.

7. Determine as massas de 1 mol de bananase de 1 mol de laranjas.

8. Quantos caminhões com capacidade máximade carga de 3,6 toneladas seriam necessáriospara transportar 1 mol de laranjas?

9. Um agricultor produziu 24 toneladas de ba-nanas. A safra obtida corresponde a quantosmol de bananas?

10. Supondo que a massa média de 1 átomo pre-sente na laranja seja 2 · 10–23 g, determineo número de átomos em 1 laranja.

11. Admitindo-se que em cada laranja existam 6caroços, determine o número de caroçosexistentes em 2 mol desta fruta.

12. Determine o número de átomos existentes em:a) 1,5 mol de átomos de Ca (MA = 40);b) 6,0 mol de átomos de S (MA = 32);c) 10 g de cálcio;d) 128 g de enxofre.

13. Determine a massa em gramas de:

a) 0,16 mol de átomos de Na (MA = 23);b) 1,2 · 1023 átomos de sódio;c) 8,0 mol de átomos de mercúrio (MA = 200);d) 1,2 · 1024 átomos de mercúrio;e) 1 átomo de titânio (MA = 48).

14. Admitindo-se que um diamante contenhaapenas átomos de carbono e que cadaquilate corresponda a 200 mg, determine onúmero de quilates em um diamante que con-tenha 2,0 · 1022 átomos.

(Dados: Constante de Avogadro = 6,0 · 1023 par-tículas/mol; massa atômica do carbono = 12 u)

a) 0,25. c) 1,0. e) 2.b) 0,5. d) 1,5.

15. (UERJ) Para saciar a sede, uma das bebidasmais procuradas é a água de coco, pois alémde saborosa é muito nutritiva.Um copo de 200 mL de água de coco tem,em média, a seguinte composição:

Após beber um copo dessa água, um indiví-duo teria ingerido um número de átomos decálcio equivalente a:

(Dados: 1 mg = 0,001 g; N = 6 · 1023)

a) 3 · 1020.b) 6 · 1021.c) 5 · 1022.d) 4 · 1025.

16. Determine a massa em gramas de:a) 0,15 mol de H2SO4 (MM = 98);

b) 2,0 mol de N2 (MM = 28);

c) 2 moléculas de N2 (MM = 28);

d) 7,2 · 1023 moléculas de H2O (MM = 18);

e) 6,0 · 1022 moléculas de NH3 (MM = 17).

17. (Unicamp-SP) Um medicamento contém 90 mgde ácido acetil-salicílico (C9H8O4) por com-primido. Quantas moléculas dessa substân-cia há em cada comprimido? (Número deAvogadro = 6,0 · 1023 mol–1; massas atômi-cas relativas: C = 12, O = 16, H = 1)

18. (Cesgranrio-RJ) O efeito estufa é um fenô-meno de graves conseqüências climáticasque se deve a altas concentrações de CO2no ar. Considere que, num dado período,uma indústria “contribuiu” para o efeito es-tufa, lançando 88 toneladas de CO2 naatmosfera. O número de moléculas do gáslançado no ar, naquele período, foi aproxi-madamente:

(Dados: C = 12; O = 16; NA = 6,02 · 1023)

a) 1030.

b) 1027.

c) 1026.

d) 1024.

e) 1023.


120 g

massa de 1 unidade

banana

180 g laranja

frutas

Calorias 22,00 cal

Proteínas 0,30 g

Lipídios 0,20 g

Cálcio 20,00 mg

Fósforo 13,00 mg

Carboidratos 4,79 mg

Sódio 25,00 mg

Potássio 147,00 mg

Ferro 3,00 mg

Vitamina C 2,00 mg

Colesterol 0,00 mg

1. O elemento cobalto é constituído por um únicoisótopo (natural) cujo núcleo é formado por 27prótons e 33 nêutrons. Com essa informaçãopodemos afirmar:

I — A massa atômica do cobalto é 60 u.II — O átomo de cobalto pesa 60 vezes mais

que 1/12 do átomo de 12C.III — O átomo de cobalto pesa 5 vezes mais

que o átomo de 12C.IV — Um átomo de cobalto pesa 60 g.

Estão corretas as afirmações:

a) I, II, III e IV.b) I, II e III, somente.c) II, III e IV, somente.d) II e IV, somente.e) III e IV, somente.

2. (Vunesp-SP) Na Natureza, de cada cinco átomosde boro, um tem massa atômica igual a 10 u equatro têm massa atômica igual a 11 u. Combase nesses dados a massa atômica do boro,expressa em u, é igual a:

a) 10. c) 10,8. e) 11,5.b) 10,5. d) 11.

3. Um elemento X formado pelos isótopos 10X e12X tem massa atômica igual a 10,8 u. Quala composição isotópica, em percentagem,desse elemento X?

4. A substância butano, existente nos isqueiros,possui fórmula C4H10.

Observe agora os sistemas:

I — molécula O3 IV — cálcio–40II — berílio–9 V — hélio–4III — hidrogênio–1Uma molécula de butano pesará tanto quan-to a soma dos sistemas:

a) IV + V. d) V + III + I.b) I + III + II. e) I + II + V.c) IV + II + I.

São dadas as massas atômicas:C = 12; O = 16.

5. Se a sua assinatura, escrita com a grafite dolápis, pesa 1,2 mg, determine o número deátomos de carbono presentes na sua assi-natura. (Massa atômica do C = 12)

6. (PUC-MG) O peso de um diamante é expressoem quilates. Um quilate, que é dividido em100 pontos, equivale a 200 mg. O número deátomos de carbono existente em um diamantede 18 quilates é de:

a) 3,01 · 1022

. d) 6,02 · 1022.b) 1,20 · 1023. e) 1,80 · 1023.c) 9,06 · 1022.

7. (Puccamp-SP) Para a prevenção da cárie den-tária recomenda-se adição de fluoreto à águapotável ou a fluoretação do sal de cozinha.

Há necessidade de se acrescentar cerca de 1,8 · 10–3 g de fluoreto à dieta diária. Que quan-tidade de íons, em mol, há em 1,8 · 10–3 g defluoreto?(Dado: massa molar do íon fluoreto = 19g/mol)

a) 1 · 10–2. c) 1 · 10–4. e) 1 · 10–6.b) 1 · 10–3. d) 1 · 10–5.

8. (Unicamp-SP) A banca de Química constatouque um certo número de candidatos não têm(ou não tinham) idéia de grandeza representa-da pela unidade mol, de fundamental importân-cia em Química. Respostas do tipo 210 molde arroz apareceram com certa freqüência.

a) Calcule a massa, em toneladas, corres-pondente a 210 mol de arroz, admitindoque a massa de um grão de arroz seja 20 mg (miligramas).

b) Considerando que o consumo mundial dearroz seja de 3 · 108 toneladas/ano, por quan-tos anos seria possível alimentar a populaçãomundial com 210 mol de arroz? Expresse,também, o número de anos em palavras.

(Dados: Avogadro = 6 · 1023 mol–1; 1 tonelada = 1 · 109 mg)


19. (UFV-MG) Considere a Constante de Avogadroigual a 6,02 · 1023 mol–1.a) Determine a quantidade de matéria (nú-

mero de mol) de CO2 existente em 88 gde gelo-seco (CO2(s)).

b) Determine o número de moléculas de CO2nesta amostra.

c) Determine o número de átomos deoxigênio nesta amostra.

20. (ESPM-SP) O corpo humano apresenta cercade 18% da sua massa em átomos de car-bono. Com base nesse dado, qual o númerode mol de átomos de carbono no corpo deum indivíduo que pesa 100 kg? (Massa atômica do C = 12)

Exercícios propostos

9. (Vunesp-SP) O mercúrio, na forma iônica, étóxico porque inibe certas enzimas. Umaamostra de 25 gramas de atum de umagrande remessa foi analisada e constatou-seque continha 2,1 · 10–7 mol de Hg2+.Considerando-se que os alimentos com con-teúdo de mercúrio acima de 0,50 · 10–3 gra-mas por quilograma de alimento não podemser comercializados, demonstre se a remes-sa de atum deve ou não ser confiscada.(Massa atômica do Hg = 200)

10. (Fuvest-SP) Linus Pauling, prêmio Nobel deQuímica e da Paz, faleceu recentemente aos93 anos. Era um ferrenho defensor das pro-priedades terapêuticas da vitamina C. Ingeriadiariamente cerca de 2,1 · 10–2 mol dessavitamina.Dose diária recomendada de vitamina(C6H8O6) 62 mgQuantas vezes, aproximadamente, a doseingerida por Pauling é maior que a recomen-dada?(Dados: H = 1, C = 12, O = 16)

11. (Unesp-SP) Na fabricação de chapas para cir-cuitos eletrônicos, uma superfície foi recober-ta por uma camada de ouro, por meio dedeposição a vácuo.Sabendo que para recobrir esta chapa foramnecessários 2 · 1020 átomos de ouro, deter-mine o custo do ouro usado nesta etapa doprocesso de fabricação.(Dados: N0 = 6 · 1023;

massa molar do ouro = 197 g/mol;1 g de ouro = R$ 17,00)

12. (UFRJ) O sentido do olfato se baseia nummecanismo complexo, no qual as moléculasdas substâncias odoríferas são adsorvidasem sítios específicos existentes na superfí-cie dos cílios olfativos. Esses cílios registrama presença das moléculas e enviam a infor-mação para o cérebro. Em muitos casos,pequenas modificações na estrutura de umasubstância podem causar grande alteraçãono odor percebido.Os compostos a seguir, por exemplo, apre-sentam estruturas químicas semelhantes,mas claras diferenças quanto ao odor.odor de amêndoa odor de baunilha

O olfato humano é especialmente sensívelao odor de baunilha. Podemos perceber suapresença em concentrações tão pequenasquanto 2 · 10–13 mol de vanilina/litro de ar.Um artista planeja perfumar um estádio comodor de baunilha, durante um show. O está-dio apresenta um volume total de100.000.000 de litros de ar. Calcule a quan-tidade mínima de vanilina, em gramas,necessária para perfumar o estádio.

13. (FGV-SP) Para atrair machos para acasalamen-to, muitas espécies fêmeas de insetos secre-tam compostos químicos chamados fero-mônios. Aproximadamente 10–12 g de tal com-posto de fórmula C19H38O devem estar pre-sentes para que seja eficaz. Quantas molécu-las isso representa? (Dados: massas molares:C = 12 g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol)a) 2 · 109 moléculas.b) 3 · 109 moléculas.c) 1010 moléculas.d) 4 · 109 moléculas.e) 8 · 109 moléculas.

14. (Unesp-SP) No ar poluído de uma cidade,detectou-se uma concentração de NO2 cor-respondente a 1,0 · 10–8 mol/L. Supondoque uma pessoa inale 3 litros de ar, o númerode moléculas de NO2 por ela inaladas é:a) 1,0 · 108. d) 2,7 · 10

22.

b) 6,0 · 1015

. e) 6,0 · 1023

.

c) 1,8 · 1016

.

15. (UFMG) Muitas espécies de animais têmórgãos olfativos de notável sensibilidade. Porexemplo, certo tipo de salmão é capaz deperceber a presença, na água, de 2-fenil-etanol (C6H5CH2CH2OH) em concentraçãotão baixa quanto 3,66 g em 100 trilhões (1 · 1014) de litros de água.Considerando-se a Constante de Avogadro (N = 6,0 · 1023 mol–1), indique a alternativaque apresenta, aproximadamente, o númerode moléculas de 2-fenil-etanol por litro deágua. (Dados: H = 1; C = 12; O = 16)

a) 3,0 · 10–16. d) 1,8 · 1022.

b) 3,7 · 10–14. e) 2,2 · 1024.

c) 1,8 · 108.

16. (Fuvest-SP) O volume de etanol (C2H5OH)necessário para encher o tanque de umautomóvel é 50 dm3. Calcule o número demoléculas de etanol contidas neste volume.(Dados: densidade do etanol = 8,0 · 102

g/dm3; número de Avogadro = 6,0 · 1023

moléculas em um mol)


CO H

CO H

VanilinaM = 140 g/mol

OCH3

OH

17. (UERJ) Uma molécula de água, isolada, nãoapresenta certas propriedades físicas —como ponto de fusão e de ebulição —, quedependem de interações entre moléculas.Em 1998, um grupo de pesquisadores deter-minou que, para exibir todas as propriedadesfísicas, é necessário um grupamento de, nomínimo, 6 moléculas de água.O número desses grupamentos mínimos queestão contidos em um mol de moléculas deágua corresponde a:a) 1,0 · 1023.b) 3,0 · 1023.c) 6,0 · 1023.d) 9,0 · 1023.

18. (UFPI) Quantos átomos de oxigênio existemem um mol de etanol?

(Dado: C2H6O MM = 46 g/mol)a) Um átomo.b) Três átomos.c) 6,0 · 1023 átomos.d) 1,2 · 1024 átomos.e) 1,8 · 1024 átomos.

19. (UFRS) A borracha natural é constituída pelaunião de várias macromoléculas (C5H8)n.Sabendo que uma amostra de borracha apre-senta 3,01 · 1026 átomos de carbono, quala massa, em gramas, desta amostra?

(Dados: massas atômicas do C = 12; H = 1)a) 68.b) 68 · 5.c) 68 · 100.d) 68 · 6,02 · 1023.e) 68 · 3,01 · 1026.


usberco - quimica volume unico - joao usberco e edgard … · 2017. 2. 27. · reutilizar...

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